Вопросы для самопроверки

1. Какой процесс называется гидролизом?

2. Что такое константа и степень гидролиза?

3. Напишите уравнения расчета степени гидролиза для всех его случаев.

4. Напишите формулы для расчета концентрации водородных ионов и рН в растворах гидролизующихся солей (по катиону, по аниону и по катиону и аниону).

5. Какую реакцию среды имеют растворы следующих солей: NaNO₃, (NH₄)₂S, CH₃COONa, FeCl₂? Напишите уравнения реакций гидролиза в молекулярной и ионной формах.

6. Какими способами можно усилить гидролиз? Подавить гидролиз?

Тема 4. Окислительно-восстановительные реакции, комплексные соединения и органические реагенты в химическом анализе

Окислительно-восстановительные реакции широко используются в качественном и количественном анализе. Многие реакции обнаружения, разделения и выделения ионов основаны на окислительно-восстановительных процессах.

Повторите окисление и восстановление по курсу неорганической химии. Вспомните составление электронных и ионно-электронных полуреакций.

Количественной характеристикой окислительно-восстановительной системы явяется окислительно-восстановительный (редокс-) потенциал, который рассчитывают по уравнению Нернста. Зная величины редокс-потенциалов систем – участников реакции, можно дать правильный ответ о направлении окислительно-восстановительного процесса.

Изучите факторы, влияющие на значение редокс-потенциала (концентрация, рН раствора и температура).

В количественном анализе при титровании восстановителя окислителем или наоборот изменяется величина редокс-потенциала. Для вычисления потенциала в процессе титрования используется уравнение Нернста. При этом до эквивалентной точки удобнее вычислять изменение потенциала титруемой системы, а после – потенциал пары титрант – продукт восстановления. В точке эквивалентности потенциал рассчитывают по уравнению

где m и n - стехиометрические коэффициенты; ₀- стандартный окислительно-восстановительный потенциал.

Пример 1. Вычислите потенциал системы AsO₄^3/AsO₃^3 при рН=1; ⁰ = 0,57; n=2; [AsO₄^3]=[AsO₃^3].

Решение. Расчет ведут по уравнению полуреакции

AsO₄^3- + 2e + 2 H⁺  AsO₃^3- + H₂O

В ходе окислительно-восстановительных реакций изменяются концентрации реагирующих веществ и в определенный момент устанавливается динамическое равновесие, например, для реакции 2 Fe³⁺ + 2 I^  2 Fe²⁺ + I₂ выражение константы равновесия имеет вид:

.

Чем больше константа равновесия, тем полнее протекает реакция.

Константу равновесия окислительно-восстановительной реакции можно выразить через окислительно-восстановительные потенциалы:

откуда К=10

где n – суммарное число электронов, участвующих в данной реакции; ₀¹ и ₀¹¹ – стандартные редокс-потенциалы системы А_ОК/А_ВОССТ. и В_ОК/В_ВОССТ.

Пример 2. Вычислите константу равновесия редокс-реакции

Sn²⁺ + 2 Fe³⁺  Sn⁴⁺ + 2 Fe²⁺.

Решение. Для этой реакции находим в таблице

n = 2 ;

Величина константы велика, следовательно, реакция практически необратима и протекает до конца.

Комплексные соединения широко применяются в аналитической химии. Они используются для обнаружения ионов, разделения и маскировки, а также в комплексонометрическом титровании. В химическом анализе нужно уметь создавать условия, способствующие образованию или разрушению комплексных соединений. По значениям констант нестойкости можно рассчитывать концентрации равновесий вторичной диссоциации комплексных ионов.

Органические реагенты часто дают высокочувствительные реакции при взаимодействии с неорганическими ионами с образованием внутрикомплексных соединений. Изучите реакции с органическими реагентами на примерах действия диметилглиоксима, ализарина, дитизона и др. Органические реагенты в анализе применяются для обнаружения и разделения ионов, а также для их количественного определения.